UNIDAD 1 Segunda Parte Resonancia Geometría molecular Geometría electrónica Teoría del Enlace de Valencia.

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1 UNIDAD 1 Segunda Parte Resonancia Geometría molecular Geometría electrónica Teoría del Enlace de Valencia

2 Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión. A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

3 En el caso del ion CO 3 2–, se podrían formar tres estructuras de Lewis: doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno. Cada una contribuye por igual al la estructura del ion CO 3 2–, verdadera estructura una mezcla de las tres.

4 Formas resonantes - No son diferentes tipos de moléculas: es una. - Estructuras : equivalentes. - Difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos. Ejemplos comunes: O 3, NO 3 -, SO 4 2-, NO 2, y benceno.

5 “Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia” explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central, en términos de la repulsión electrónica entre dichos pares. MODELO TREPEV o cómo estar lo más lejos posible GEOMETRÍA MOLECULAR (GM) Forma molecular Distribución de los átomos en el espacio Geometría Electrónica (GE): Disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central

6 Geometría Molecular El modelo de trepev: Predicción de la geometría molecular Los enlaces múltiples son iguales que los simples

7 Pares ê enlazantes: atraídos por dos núcleos Pares ê no enlazantes: atraídos un núcleo (extienden más en el espacio). Pares ê no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión sobre los pares de electrones adyacentes y tienden a comprimir los ángulos de enlace entre los pares de electrones enlazantes. Ejemplo de GE: tetraédrica y GM diferentes

8 Dos pares de e enlazados: Molécula lineal Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana Cuatro pares de e: Molécula tetraédrica Cuatro enlazados Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados No enlazado- No enlazado No enlazado- Enlazado Enlazado- Enlazado Repulsión entre pares de electrones <<

9 Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

10 Menor repulsión ! CH 4 Estructura de Lewis: 109.5° 90° Geometría Molecular

11 Nº de pares de e- Geometría Angulo de enlace 2 (AX 2 )Linear180 o 3 (AX 3 )Trigonal Planar 120 o 4 (AX 4 )Tetrahedral109.5 o 5 (AX 5 )Trigonal Bipyramidal 90 o / 120 o 6 (AX 6 )Octahedral90 o Geometría ideal

12 Polaridad de las Moléculas Polares: distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos. POLARIDAD

13 Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Polaridad de las Moléculas CO 2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino curvo H2OH2O Momento dipolar de una molécula: suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace.

14 Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlazantes :molécula polar. Pares de e- son de enlace: molécula no polar. Pares de e- :distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

15 Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales,.... Ej: H2O, NH3 Moléculas apolares Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Moléculas simétricas   = 0. Ej: CH4, CO2. Polaridad molecular

16 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV) Explica los enlaces covalentes en términos de orbitales atómicos. TEV : una molécula se forma a partir de la reacción de los átomos: al unirse aparean sus electrones - solapan sus orbitales. Solapamiento orbitales: dos electrones con espines opuestos - comparten espacio común entre los núcleos, forman enlace covalente. Electrones de la región de solapamiento: atraídos por ambos núcleos, mantiene unidos a los átomos y forma un enlace covalente.

17 TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA Los enlaces covalentes se producen por solapamiento de orbitales atómicos semiocupados de distintos átomos Orbital 1s semiocupado de un átomo de H Molécula de hidrógeno

18 Tipos de enlace covalente según el solapamiento Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal Enlace tipo pi π: solapamiento lateral

19 Enlaces covalentes: un enlace  (2 electrones apareados se encuentran entre dos átomos) Un enlace  se puede formar al aparearse: 2 electrones de orbitales s (Ej: H 2 ) 1 orbital s y uno p (Ej: HCl) 2 orbitales p (Ej: Cl 2 ).

20 TREPEV: predice molécula lineal. Configuración electrónica del Be: 1s 2 2s 2 electrones apareados no forma enlaces covalentes con el Cl. Hibridación: explica los enlaces del Be. Ej: BeCl 2 1 OA 2s + 1 OA 2p  2 OAH sp Hibridación: se mezclan dos o más orbítales atómicos de un átomo. orbitales híbridos sp son equivalentes - en direcciones opuestas. HIBRIDACIÓN

21 HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV Todos los enlaces C-H del metano son idénticos HIBRIDACIÓN sp 3 METANO El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H Imágenes 3D: http://osxs.ch.liv.ac.uk/~ng/external/orbitalshybrid.htm

22 sp 3 –4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e – sin compartir. Ej: NH 3 3 enlaces σ del tipo N sp3 –H1s; e- NE en un orbital híbrido sp3 ángulo de enlace: menor (107º) que metano: mayor repulsión del orbital sp3 con los e- NE y los enlaces simples N-H. –2 enlaces sencillos + 2 par e – sin compartir. Ej: 2 enlaces σ tipo Ο sp3−Η 1s; 2 pares e NE 2 híbridos en sp3 restantes. ángulo de enlace agua es menor (105º) que NH3 y CH4: mayores repulsiones 2 pares e NE con enlaces simples O-H.

23 HIBRIDACIÓN sp 2 ETENO Hibridación sp 2 2p z

24 sp 2 –3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3 –1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

25 sp –2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2 –2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2 –1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

26 ETINO

27 Hibridación del Carbono

28 Orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, están dispersos sobre tres o más átomos. La molécula de benceno es plana, todos los enlaces C-C son equivalentes y todos los ángulos de enlace son 120 o Estructura de enlaces localizados Orbitales delocalizados